Некоторые свойства щелочных металлов

Низкая электропроводность цезия объясняется не тем, что электрон прочнее связан с атомом (наоборот!), а тем, что удельная электропроводность вычисляется на единицу массы, а при переходе от лития к цезию молярная масса увеличивается; низкая электропроводность лития объясняется высокой прочностью связи и значительно меньшей подвижностью электронов*.

Щелочные металлы обладают высокой теплопроводностью.

Способы получения. Литий получают:

1) электролизом расплавленной смеси LiCl и КСl (или СаСl₂) или смеси LiCl – LiBr (особо чистых);

2) восстановлением оксида:

Si + 2Li₂O SiO₂ + 4Li; 2Аl + 3Li₂O Аl₂O₃ + 6Li

Натрий получают:

1) электролизом расплавов, содержащих NaCl; причем чистый NaCl использовать нельзя, т. к. его t_пл. (801°С) близка к t_пл. натрия (883°С), что приводит к большой потере натрия; добавляя к NaCl другую соль (КСl, NaF и др.), снижают t_пл. ниже 600°С);

2) электролизом расплава NаОН (t_пл. = 321°С):

Катод: Nа⁺ + е → Na; Анод: 4ОН^– – 4е → 2Н₂О + О₂.

Калий получают:

1) восстановлением из расплавленных КОН или КСl натрием:

КСl + Nа К + NaCl; КОН + Nа К + NaОН.

2) электролизом расплава смеси КСl – К₂СО₃;

3) восстановлением КСl при нагревании в вакууме:

2Аl + 4СаО + 6КСl 3СаСl₂ + СаО·Аl₂О₃ + 6К↑;

Si + 4СаО + 4КСl 2СаСl₂ + 2СаО·SiО₂ + 4К↑;

СаС₂ + 2КСl СаСl₂ + 2С + 2К↑.

Рубидий и цезий – термическим восстановлением из соединений:

Са + 2СsСl СаСl₂ + 2Сs↑; 3Мg + Rb₂СО₃ 3МgО + С + 2Rb↑.

Химические свойства. Все щелочные металлы – очень сильные восстановители, причем восстановительная активность в ряду литий – цезий растет. В связи с этим их хранят под слоем керосина. Щелочные металлы энергично реагируют с большинством неметаллов:

– с кислородом: рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе; литий, натрий и калий загораются при небольшом нагревании, образуя различные продукты: 4Li + О₂ → 2Li₂О – оксид; 2Na + О₂ → Na₂О₂ – пероксид;

К (Rb, Сs) + О₂ → КО₂ (RbО₂, СsО₂) – надпероксид;

– с галогенами образуют галогениды (с иодом реагируют при нагревании): 2Na + Cl₂ → 2NaCl;

– с серой при нагревании образуют сульфиды (2Na + S → Na₂S) и полисульфиды(Э₂S_n, максимально n = 2 (Li), 5 (Na), 6 (К, Rb, Сs));

– с азотом образуют нитриды Э₃N (Li на холоду и при нагревании, остальные – при действии электрического разряда);

– с водородом при нагревании образуют малоустойчивые гидриды ЭН;

– с углеродом при 800°С реагирует только Li, образуя карбид Li₂С₂.

Реакции со сложными веществами:

– с водой: 2Э + 2Н₂О → 2ЭОН + Н₂↑ (скорость реакции увеличивается от лития к рубидию);

– с кислотами: в растворах обычных кислот реагируют в первую очередь с водой; с плавиковой и фосфорной кислотами Li не реагирует, т. к. LiF и Li₃РО₄ нерастворимы; с кислотами-окислителями могут реагировать до полного восстановления кислот: азотной – до аммиака, серной – до сероводорода;

– со спиртами: 2Nа + 2С₂Н₅ОН → 2С₂Н₅ОН + Н₂ (реакция используется для уничтожения остатков щелочных металлов).